ملخص الكيمياء تانية ثانوي، الترم الأول الأملاح والمحاليل المائية

أهداف التعلم

1. تمييز بين الأملاح العادية، الحمضية والقاعدية وفقاً لتركيبها الكيميائي.
2. شرح مفهوم توازن أيوني وكيفية تأثيره على حموضة أو قلوية محلول الماء.
3. تحديد نوع التفاعل (إزاحة، تحلل، تفاعل حمض‑قاعدة…) بين الأحماض والقواعد القوية والضعيفة مع أملاحها.
4. وصف آلية عمل المحلول المنظم (البافر) ودور أزواج الحمض‑قاعدة المترافقة في استقرار الرقم الهيدروجيني.
5. تطبيق القواعد السابقة على مسائل حسابية تتعلق بالمعادلات المتوازنة، تركيز الأيونات، وتحديد طبيعة محلول ملح معين (حمضي، قاعدي أو متعادل).
6. تصحيح المفاهيم الخاطئة الشائعة حول الأملاح والمحاليل المنظمة.

---

المصطلحات والتعريفات الكيميائية

---

التفاعلات والمعادلات الكيميائية

1. تفاعل إزاحة الحمض الضعيف

CH₃COONa + HCl → NaCl + CH₃COOH

نوع التفاعل: إزاحة (حمض قوي يزيح حمضًا ضعيفًا).
الشروط: في محلول مائي، لا يلزم حرارة أو ضغط خاص.
الملاحظة: لا لون ملحوظ، قد يُلاحظ رائحة خفيفة للحمض العضوي.

2. تفاعل إزاحة القاعدة الضعيفة

NH₄Cl + NaOH → NaCl + NH₃ + H₂O

نوع التفاعل: إزاحة (قاعدة قوية تزيح قاعدة ضعيفة).
الشروط: في ماء، يُلاحظ انبعاث غاز الأمونيا (رائحة نفاذة).

3. أيونية حمض الأسيتك (حمض ضعيف)

CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺

نوع التفاعل: تأين (توازن أيوني).

4. أيونية أسيتات الصوديوم (ملح حمض ضعيف)

CH₃COONa → CH₃COO⁻ + Na⁺

نوع التفاعل: تحلل (إطلاق أيونات في الماء).

5. تفاعل إضافة أيون H⁺ إلى محلول بافر (حمض ضعيف + ملحه)

CH₃COO⁻ + H⁺ → CH₃COOH

الملاحظة: تركيز H⁺ لا يزداد بصورة ملحوظة؛ يستهلكه القاعدة المترافقة.

6. تفاعل إضافة أيون OH⁻ إلى محلول بافر

CH₃COOH + OH⁻ → CH₃COO⁻ + H₂O

الملاحظة: تركيز OH⁻ لا يزداد بصورة ملحوظة؛ يُستهلكه الحمض الضعيف.

7. علاقة تركيب الملح العادي بخصائص محلوله المائي

8. خصائص بعض الأملاح الحمضية

• NaHCO₃ (بيكربونات الصوديوم) → محلول قاعدي (يتفاعل مع الماء لتكوين OH⁻).
• **NaHSO₄ (بيكربونات الكبريت) **→ محلول حمضي.

---

الخواص والتركيب (الموضوع الأول)

1. الملح العادي لا يحمل أي أيون H⁺ أو OH⁻ في صيغته؛ يتكون من أيونات موجبة وسالبة فقط.
2. الملح الحمضي يحتوي على أيون H⁺ المتبقي من الحمض الأصلي؛ يساهم في جعل المحلول قاعديًا إذا كان الحمض ضعيفًا.
3. الملح القاعدي يحتوي على مجموعة OH⁻ المتبقية من القاعدة الأصلية؛ يساهم في جعل المحلول حمضيًا إذا كانت القاعدة ضعيفة.
4. قوة الحمض والقاعدة المكوّنة للملح هي العامل الحاسم في تحديد ما إذا كان محلول الملح حمضيًا، قاعديًا أو متعادلًا.
5. التحلل المائي للملح يحدث عندما يتفاعل أيون الملح مع ماء، فينتج أيونات إضافية قد تغير الـ pH.

---

التطبيقات والاستخدامات (الموضوع الثاني)

---

جدول مقارنة

---

مسائل محلولة

مسألة 1

المعطى: 0.10 مول من NH₄Cl يُذاب في ماء ثم يُضاف 0.10 مول من NaOH.

المطلوب: كتابة المعادلة المتوازنة وتحديد طبيعة المحلول النهائي.

الحل:
المعادلة الإزاحة:

NH₄Cl + NaOH → NaCl + NH₃ + H₂O

عدد المولات المتفاعل متساوٍ، لذا يكتمل التفاعل. ينتج NH₃ (غاز) وماء، ولا يبقى أي أيون NH₄⁺ أو OH⁻. المحلول المتبقي يحتوي على NaCl (ملح عادي) وماء، وبالتالي يكون متعادلًا (pH ≈ 7).

مسألة 2

المعطى: 0.05 مول من CH₃COONa يُذاب في ماء، ثم يُضاف 0.02 مول من HCl.

المطلوب: حساب التغير في تركيز أيون H⁺ بعد إضافة الحمض.

الحل:

1. أيونية أسيتات الصوديوم تعطي CH₃COO⁻ + Na⁺.
2. أيون H⁺ من HCl سيتفاعل مع CH₃COO⁻ وفق المعادلة:

CH₃COO⁻ + H⁺ → CH₃COOH

عدد أيونات CH₃COO⁻ المتوفرة = 0.05 مول. عدد أيونات H⁺ المضافة = 0.02 مول. يتفاعل كل 0.02 مول من CH₃COO⁻ مع H⁺ لتكوين CH₃COOH، ويبقى 0.03 مول من CH₃COO⁻ غير متفاعل. لذا لا يتراكم H⁺ في المحلول؛ تركيزه يبقى منخفضًا، وهو ما يوضح خاصية البافر.

---

تنبيهات الامتحان (أخطاء شائعة)

1. الخطأ: الاعتقاد بأن جميع الأملاح تعطي محاليل متعادلة.
   التصحيح: pH يعتمد على قوة الحمض والقاعدة المكوّنة للملح.

2. الخطأ: القول إن المحلول المنظم يمنع أي تفاعل كيميائي.
   التصحيح: البافر يسمح بالتفاعلات لكنه يحد من تغير الـ pH عبر توازن الأيونات.

3. الخطأ: خلط ملح حمضي مع ملح قاعدي في تعريفهما.
   التصحيح: الملح الحمضي يحتوي على أيون H⁺، والملح القاعدي يحتوي على مجموعة OH⁻.

4. الخطأ: إهمال دور أيونات الماء (H⁺ و OH⁻) في حسابات التحلل المائي.
   التصحيح: يجب دائمًا أخذ مساهمة أيونات الماء في الاعتبار عند تقييم حموضة أو قلوية المحلول.

---

قائمة المراجعة

• [ ] تعريف كل من الملح العادي، الحمضي، القاعدي.
• [ ] معرفة قوة الحمض وقوة القاعدة وتأثيرهما على pH المحلول.
• [ ] كتابة معادلات الإزاحة للحمض القوي مع ملح حمض ضعيف والقاعدة القوية مع ملح قاعدة ضعيفة.
• [ ] توضيح آلية التوازن الأيوني في نظام بافر (حمض ضعيف + ملحه).
• [ ] تمييز الملاحظة (رائحة، غاز، راسب) لكل تفاعل إزاحة.
• [ ] استنتاج طبيعة محلول ملح عادي بناءً على تركيب الحمض والقاعدة.
• [ ] معرفة أمثلة الأملاح الحمضية (NaHCO₃) والأملاح القاعدية (CaCl₂·OH).
• [ ] القدرة على كتابة المعادلات المتوازنة للأنواع الأربعة من التفاعلات المذكورة.
• [ ] حساب تغير تركيز أيون في نظام بافر عند إضافة حمض أو قاعدة.
• [ ] فهم أن البافر لا يمنع التفاعل بل يحد من تغير pH.
• [ ] مراجعة الجدول المقارن للملح وطبيعة محلوله.
• [ ] التدريب على مسائل عددية تشمل المولات، التركيز، وحساب pH تقريبي.

---

جميع المعادلات دفعة واحدة

CH₃COONa + HCl → NaCl + CH₃COOH
NH₄Cl + NaOH → NaCl + NH₃ + H₂O
CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺
CH₃COONa → CH₃COO⁻ + Na⁺
CH₃COO⁻ + H⁺ → CH₃COOH
CH₃COOH + OH⁻ → CH₃COO⁻ + H₂O

---

بالتوفيق في امتحاناتك!